Usp_q_d_oxirreducao

Grupo Extatas www.grupoextatas.com.br Eletroquímica Exercícios Dissertativos 1. (2000) Deseja-se distinguir, experimentalmente, o estanho do zinco. Para tal, foram feitos três experi- mentos: (I) Determinou-se a densidade de um dos metais, a 20ºC, com margem de erro de 3%, e achou-se o valor 7,2g/cm³. (II) Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de ácido clorídrico, de concentração 1 mol/L. (III) Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de sulfato ferroso, de concentração 1 mol/L. Para cada um dos experimentos, com base nos dados fornecidos, explique se foi possível ou não distin- guir um metal do outro. Dados: Metal (Me) Densidade a 20ºC Eº red (Me²⁺, Me) (g/cm³) (V) Sn 7,29 -0,14 Zn 7,14 -0,76 Fe – -0,44 2. (2000) Atenção: A demonstração só deve ser feita em ambiente adequado e com os devidos cuidados! Para demonstrar, em laboratório, a obtenção de metais por redução de seus óxidos, pode ser utilizada a aparelhagem esquematizada acima, em que: (I) gerador do gás redutor por desidratação do ácido fórmico (II) frasco de segurança (III) tubo de pirex contendo o óxido metálico (IV) absorvedor de gás Para essa demonstração, (a) Dê as alterações que seriam observadas, visualmente, em (III) e (IV); (b) Escreva as equações das reações que ocorrem em (I) e (III); (c) Escolha uma substância química, utilizada ou formada, que não seja o ácido sulfúrico, e cite uma de suas propriedades, que exija cuidados especiais no seu uso. Professora: Kelly Galhardo FUVEST contato: spexact@gmail.com Grupo Extatas www.grupoextatas.com.br Eletroquímica 3. (2001) A constante de equilíbrio Co(s) + Ni²⁺(aq) ⇌ Ni(s) + Co²⁺(aq) em termos de concentrações em mol/L, a 25 ºC, é igual a 10. (a) Escreva a expressão matemática dessa constante de equilíbrio. A 25 ºC, monta-se uma pilha na qual um dos eletrodos é uma barra de cobalto mergulhada numa solução de sulfato de cobalto, e o outro eletrodo é uma barra de níquel mergulhada numa solução de sulfato de níquel. As soluções estão ligadas por meio de uma ponte salina e o circuito é fechado por um voltímetro. (b) Qual é o polo positivo da pilha quando as soluções de Co²⁺(aq) e Ni²⁺(aq) têm, ambas, con- centração igual a 1,0 mol/L? (c) Qual será a relação entre as concentrações de Co²⁺(aq) e Ni²⁺(aq) quando esta pilha deixar de funcionar? Justifique as respostas aos itens b e c, utilizando argumentos de constante de equilíbrio. 4. (2002) Pedacos de fio de cobre, oxidados na superfície pelo ar atmosférico, são colocados em um funil com papel de filtro. Sobre este metal oxidado, despeja-se solução aquosa concentrada de amônia. Do funil, sai uma solução aquosa, contendo o íon Cu(NH₃)²⁺, e é que é recolhida num béquer. (a) Escreva as equações químicas balanceadas representando as transformações que ocorrem desse modo; (b) Faça um esquema da montagem experimental e indique nele os materiais de laboratório empre- gados, os reagentes utilizados e os produtos formados. 5. (2003) Dimetil-hidrazina e tetroxido de dinitrogênio foram usados nos foguetes do módulo que pousou na Lua nas missões Apollo. A reação, que ocorre pela simples mistura desses dois compostos, pode ser representada por (CH₃)₂N – NH₂(l) + 2N₂O₄(t) → 3N₂(g) + 4H₂O(g) + 2CO₂(g) (a) Entre os reagentes, identifique o oxidante e o redutor. Justifique sua resposta, considerando os números de oxidação do carbono e do nitrogênio. (b) Cite duas características da reação apresentada que tornam adequado o uso desses reagentes. (c) Qual a pressão parcial do gás nitrogênio quando a pressão da mistura gasosa liberada se iguala à pressão na superfície da Lua? Mostre os cálculos. Dados: número de oxidação do carbono na dimetil-hidrazina: -2 pressão na superfície lunar: 3 x 10⁻¹⁰ Pa. Professora: Kelly Galhardo FUVEST contato: spexact@gmail.com Grupo Extatas www.grupoextatas.com.br Eletroquímica 6. (2004) Um experimentador tentou oxidar zinco (Zn) com peróxido de hidrogênio (H₂O₂), em meio ácido. Para isso, adicionou ao zinco, solução aquosa de peróxido de hidrogênio, em excesso, e, in- verdadeiramente, utilizou ácido iodídrico [HI(aq)] para acidular o meio. Para sua surpresa, obteve vários produtos. (a) Escreva as equações químicas balanceadas que representam as reações de oxidação/redução ocorridas no experimento, incluindo a que representa a decomposição do peróxido de hidrogênio, pela ação catalítica do metal. (b) Poderá ocorrer reação entre o peróxido de hidrogênio e o ácido iodídrico? Justifique, utilizando potenciais padrão de redução. Dados: Potenciais padrão de redução (V) peróxido de hidrogênio, em meio ácido, dando água .......... 1,78 oxigênio (O₂), em meio ácido, dando peróxido de hidrogênio ..... 0,70 iodo (I₂) dando iodo iodo 0,54 íon H₂O dando hidrogênio gasoso (H₂) 0,00 íons Zn²⁺ dando zinco metálico -0,76 7. (2004) Industrialmente, alumínio e obtido a partir da bauxita. Esta é prima purificada, obtendo-se o óxido de alumínio, Al₂O₃, que em altas temperaturas é fundido com um fundente e submetido a uma eletrólise onde, obtendo-se, então, o alumínio. O processo requer a seguinte reação: Fe₂O₃, que é um óxido anfotérico, trata-se de um óxido anfotérico, isto é, de um óxido que reage tanto com ácidos quanto com bases. (a) Na primeira etapa de purificação da bauxita, ela é tratada com solução aquosa concentrada de hidróxido de sódio. Neste tratamento, uma parte apreciável do óxido de alumínio solubiliza-se, formando NaAl(OH)₄. Escreva a equação química balanceada que representa tal transformação. (b) Se a bauxita fosse tratada com solução aquosa concentrada de ácido clorídrico, quais óxidos seriam solubilizados? Justifique por meio de equações químicas balanceadas. (c) Na eletrólise do óxido de alumínio fundido, usam-se várias cubes eletrolíticas ligadas em série, através das quais passa uma corrente elétrica elevada. Se n cubas são ligadas em série e a corrente é I, qual deveria ser a corrente, caso fosse usada apenas uma cuba, para produzir a mesma quantidade de alumínio por dia? Justifique, com base nas leis da eletrólise. Professora: Kelly Galhardo FUVEST contato: spexact@gmail.com 8. (2005) Recentemente, foi lançado no mercado um tira-mancha, cujo componente ativo é 2Na2CO3.3H2O2. Este, ao se dissolver em água, libera peróxido de hidrogênio, que atua sobre as manchas.\n\n(a) Na dissolução desse tira-manchas, em água, forma-se uma solução neutra, ácida ou básica? Justifique sua resposta por meio de equações químicas balanceadas.\n\n(b) A solução aquosa desse tira-manchas (incolor) descora rapidamente uma solução aquosa de iodo (marrom). Com base nos potenciais-padrão de redução indicados, escreva a equação química que representa essa transformação.\n\n(c) No experimento descrito no item b, o peróxido de hidrogênio atua como oxidante ou como redutor? Justifique.\n\nSemireação de redução\nE° red / V\nH2O2(aq) + 2H+ (aq) + 2e- ⇌ 2H2O(l) 1,77\nI2(s) + 2e- ⇌ 2I- (aq) 0,54\nO2(g) + 2H2O(l) + 2e- ⇌ H2O2(aq) + 2OH- (aq) -0,15 10. (2008) Um dos métodos industriais de obtenção de zinco, a partir da blenda de zinco, ZnS, envolve quatro etapas em sequência:\n\n(I) Aquecimento do minério com oxigênio (do ar atmosférico), resultando na formação de óxido de zinco e dióxido de enxofre.\n(II) Tratamento, com carvão, a alta temperatura, do óxido de zinco, resultando na formação de zinco e monóxido de carbono.\n(III) Resfriamento do zinco formado, que é recolhido no estado líquido.\n(IV) Purificação do zinco por destilação fracionada. Ao final da destilação, o zinco líquido é despejado em moldes, nos quais se solidifica.\n\n(a) Represente, por meio de equação química balanceada, a primeira etapa do processo.\n(b) Indique o elemento que sofreu oxidação e o elemento que sofreu redução, na segunda etapa do processo. Justifique.\n(c) Indique, para cada mudança de estado físico que ocorre na etapa IV, se ela é exotérmica ou endotérmica. 12. (2009) Água pode ser eletrolisada com a finalidade de se demonstrar sua composição. A figura representa uma aparelhagem em que foi feita a eletrólise da água, usando eletrodos inertes de platina.\n\n(a) Nesse experimento, para que ocorra a eletrólise da água, o que deve ser adicionado, inicialmente, à água contida no recipiente IV? Justifique.\n(b) Dê as fórmulas moleculares das substâncias recolhidas, respectivamente, nos tubos II e III.\n(c) Qual a relação estequiométrica entre as quantidades de matéria (mols) recolhidas em II e III?\n\n13. (2009) O titânio pode ser encontrado no mineral ilmenita, FeTiO3. O metal ferro é o óxido de titânio (IV) sólido pode ser obtidos desse mineral, a partir de sua reação com monóxido de carbono. Esta reação forma, além dos produtos indicados, um composto gasoso.\n\n(a) Escreva a equação química balanceada da reação da ilmenita com monóxido de carbono, formando os três produtos citados.\n(b) Um outro método de processamento do mineral consiste em fazer a ilmenita reagir com cloro e carvão, simultaneamente, produzindo cloreto de titânio (IV), cloreto de ferro (III) e monóxido de carbono. Considere que, na ilmenita, o estado de oxidação do ferro é +2. Preencha a tabela da folha de respostas, indicando, para a reação descrita neste item, todos os elementos que sofrem oxidação ou redução e também a correspondente variação do número de oxidação.\n(c) Que massa de ferro pode ser obtida, no máximo, a partir de 1,0 x 10^3 mols de ilmenita? Mostre os cálculos.\n\nDados:\nMassas molares (g/mol)\nO 16\nTi 48\nFe 56 14. (2012) A determinação da carga do elétron pode ser feita por método eletroquímico, utilizando a aparelhagem representada na figura ao lado. Duas placas de zinco são mergulhadas em uma solução aquosa de sulfato de zinco (ZnSO4). Uma das placas é conectada ao polo positivo de uma bateria. A corrente que flui pelo circuito é medida por um amperímetro inserido entre a outra placa de Zn e o polo negativo da bateria. A massa das placas é medida antes e depois da passagem de corrente elétrica por determinado tempo. Em um experimento, utilizando essas aparelhagens, observou-se que a massa da placa, conectada ao polo positivo da bateria, diminuiu de 0,0327 g. Este foi, também, o aumento de massa da placa conectada ao polo negativo. (a) Descreva o que aconteceu na placa em que houve perda de massa e também o que aconteceu na placa em que houve ganho de massa. (b) Calcule a quantidade de matéria de elétrons (em mol) envolvida na variação de massa em uma das placas do experimento descrito. (c) Nesse experimento, fluiu pelo circuito uma corrente de 0,050 A durante 1920 s. Utilizando esses resultados experimentais, calcule a carga de um elétron. Dados: massa molar do Zn = 65,4g/mol–1 constante de Avogadro = 6,0 x 1023mol–1 15. (2013) Um recipiente contém 100 mL de uma solução aquosa de H2SO4 de concentração 0,1 mol/L. Duas placas de platina são inseridas na solução e conectadas a um LED (diodo emissor de luz) e a uma bateria, como representado abaixo. A intensidade da luz emitida pelo LED é proporcional à concentração de íons na solução em que estão inseridas as placas de platina. Nesse experimento, adicionou-se, gradativamente, uma solução aquosa de Ba(OH)2 de concentração 0,4 mol/L, à solução aquosa de H2SO4, medindo-se a intensidade de luz à cada adição. Os resultados desse experimento estão representados no gráfico. 17. (2014) Em uma aula de laboratório de Química, a professora propôs a realização da eletrólise da água. Após a montagem de uma aparelhagem como a figura abaixo, e antes de iniciar a eletrólise, a professora perguntou a seus alunos qual dos dois gases, gerados no processo, eles esperavam recolher em maior volume. Um dos alunos respondeu: \"O gás oxigênio deve ocupar maior volume, pois seis átomos têm oito prótons e oito elétrons (além dos nêutrons) e, portanto, são maiores que os átomos de hidrogênio, que, em sua imensa maioria, têm apenas um próton e um elétron\". Observou-se, porém, que, decorrido alguns minutos, o volume de hidrogênio recolhido era o dobro do volume de oxigênio (e essa proporção se manteve no decor- tar da eletrólise), de acordo com a seguinte equação química: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) 2 volts 1 volt Gerador de corrente contínua Solução aquosa de Na2SO4 (a) Considerando que a observação experimental não corresponde à expectativa do aluno, explique por que a resposta dada por ele está incorreta. Posteriormente, a alumna perguntou à professora se a eletrólise da água ocorreria caso a solução aquosa de Na2SO4 fosse substituída por outra. Em vez de responder diretamente, a professora sugeriu que o aluno repetisse o experimento, substituindo a solução aquosa de Na2SO4 por uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11). (b) O que o aluno observaria ao realizar o novo experimento sugerido pela professora? Explique. Grupo Exatas\nwww.grupoexatas.com.br\nEletroquímica\n18. (2015)\nA figura ao lado ilustra as estabilidade relativas das espécies que apresentam estado de oxidação +2 e +4 dos elementos da mesma família: carbono, silício, germânio, estanho e chumbo. As estabilidades relativas podem ser interpretadas pela comparação entre potenciais padrão de redução das espécies +4 formando os espécies +2, como descrito a seguir para os elementos chumbo (Pb), germânio (Ge) e estanho (Sn):\nPbO2 + 4H+ + 2e- = Pb2+ + 2H2O E1\nGeO2 + 2H+ + 2e- = Ge0 + H2O E2\nSnO2 + 4H+ + 2e- = Sn2+ + 2H2O E3\nOs potenciais padrão de redução dessas três semi-reações, E1, E2 e E3, foram determinados experimentalmente, obtendo-se os valores -0,12 V, -0,94 V e 1,5 V, não necessariamente nessa ordem. Sabe-se que, quanto maior o valor do potencial padrão de redução, maior o caráter oxidante da espécie química.\n(a) Considerando as informações da figura, atribua, na tabela da página de respostas, os valores experimentais aos potenciais padrão de redução E1, E2 e E3.\n(b) O elemento carbono pode formar óxidos, nos quais a proporção entre carbono e oxigênio está relacionada ao estado de oxidação do carbono. Comparando os óxidos CO e CO2, qual seria o mais estável? Explique, tendo em mente a razão apresentada acima.\n\nValor experimental em volt\nE1\nE2\nE3\n\n\n\nProfessora: Kelly Galhardo\nFUVEST\ncontato: spcexatas@gmail.com Grupo Exatas\nwww.grupoexatas.com.br\nEletroquímica\n19. (2016)\nEm uma oficina de galvanoplastia, uma peça de aço foi colocada em um recipiente contendo solução de sulfato de cromo (III) [Cr2(SO4)3], a fim de receber um revestimento de cromo metálico. A peça de aço foi conectada, por meio de um fio condutor, a uma barra feita de metal X, que estava mergulhada em uma solução de um sal do metal X. As soluções salinas dos recipientes foram conectadas por meio de uma ponte salina. Após algum tempo, observou-se que uma camada de cromo metálico se depositou sobre a peça de aço e que a barra de metal X foi parcialmente corroída. A tabela a seguir fornece as massas dos componentes metálicos envolvidos no procedimento:\nMassa inicial (g)\nMassa final (g)\nPeça de aço\n100,00\n102,08\nBarra de metal X\n100,00\n96,70\n(a) Escreva a equação química que representa a semi-reação de redução que ocorrem nesse procedimento.\n(b) O responsável pela oficina não sabia qual era o metal X, mas sabia que podia ser cálcio (Mg), zinco (Zn) ou manganês (Mn), que formam íons divalentes em solução nas condições do experimento. Determine, mostrando os cálculos necessários, qual destes três metais é X.\n\nNote e eletro:\nmassas molares (g/mol)\nMg 24 Cr 52 Mn 55 Zn 65